篇一：原电池和电解池全面总结(热点)
电化学总结
【知识概括】
一个反应：氧化还原反应
一个计算：得失电子守恒法解决电化学的 相关计算
两个转化：化学能和电能的相互转化
两个应用: 原电池原理应用、电解池原理应用 三个条件：原电池、电解池的形成条件
正极：O2+4e-+2H2O==4OH- 总式：2Fe+O2+2H2O==2Fe(OH)2 4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3 2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O （2）析氢腐蚀： CO2+H2OH2CO3H++HCO3-
负极：Fe －2e-==Fe2+ 正极：2H+ + 2e-==H2↑
总式：Fe + 2CO2 + 2H2O = Fe(HCO3)2 + H2↑ ；Fe(HCO3)2水解、空气氧化、风吹日晒得Fe2O3。 2．金属的防护
⑴改变金属的内部组织结构。合金钢中含有合金元素，使组织结构发生变化，耐腐蚀。如：不锈钢。B．铝、空气燃料电池 以铝—空气—海水电池为能源的新型海水标志灯已研制成功。这种灯以取之不尽的海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而源源不断产生电流。只要把灯放入海水中，数分钟后就会发出耀眼的闪光，其能量比干电池高20～50倍。 电极反应：铝是负极 4Al-12e-== 4Al3+；
石墨是正极 3O2+6H2O+12e-==12OH-
4．电解反应中反应物的判断——放电顺序
⑴阴极A.阴极材料(金属或石墨)总是受到保护。 B.阳离子得电子顺序 — 金属活动顺序表的反表：
⑵在金属表面覆盖保护层。常见方式有：涂油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等；使表面生成致密氧化膜；在表面镀一层有自我保护作用的另一种金属。⑶电化学保护法①外加电源的阴极保护法:接上外加直流电源构成电解池，被保护的金属作阴极。②牺牲阳极的阴极保护法：外加负极材料，构成原电池，被保护的金属作正极 3。常见实用电池的种类和特点
⑴干电池（属于一次电池）
①结构：锌筒、填满MnO2的石墨、溶有NH4Cl的糊状物。 ②电极反应
负极：Zn-2e-=Zn
2+
正极：
2NH4++2e-=2NH3+H2 NH3和H2被Zn2＋、MnO2吸收： MnO2+H2=MnO+H2O,Zn2＋＋4NH3=Zn(NH3)42＋
⑵铅蓄电池（属于二次电池、可充电电池） ① 结构：铅板、填满PbO2的铅板、稀H2SO4。 ②A.放电反应 负极： Pb-2e-+ SO42- = PbSO4
正极： PbO2 +2e-+4H+ + SO42- = PbSO4 + 2H2O
B.充电反应 阴极：PbSO4 +2e-= Pb+ SO42-
阳极： PbSO4 -2e- + 2H2O = PbO2 +4H+ + SO42-
总式：Pb + PbO放电2 + 2H2SO4
===
充电
2PbSO4 + 2H2O
注意：放电和充电是完全相反的过程，放电作原电池，充电作电解池。电极名称看电子得失，
电极反应式的书写要求与离子方程式一样，且加起来应与总反应式相同。
⑶锂电池
① 结构：锂、石墨、固态碘作电解质。 ②电极反应 负极： 2Li-2e- = 2Li+
正极： I2 +2e- = 2I- 总式：2Li + I2 = 2LiI
⑷A.氢氧燃料电池
① 结构：石墨、石墨、KOH溶液。
②电极反应 负极： H2- 2e-+ 2OH- = 2H2O
正极： O2 + 4e- + 2H2O = 4OH- 总式：2H2+O2=2H2O
（反应过程中没有火焰，不是放出光和热，而是产生电流）注意：还原剂在负极上反应，氧化剂在正极上反应。书写电极反应式时必须考虑介质参加反应（先常规后深入）。若相互反应的物质是溶液，则需要盐桥（内装KCl的琼脂，形成闭合回路）。
K+ <Ca2+ < Na+ < Mg2+ < Al3+< (H+) < Zn2+ < Fe2+ < Sn2+ < Pb2+ < Cu2+ < Hg2+ < Ag+ ⑵阳极A.阳极材料是惰性电极(C、Pt、Au、Ti等)时：
阴离子失电子：S2- ＞ I- ＞ Br- ＞ Cl- ＞ OH- ＞ NO3- 等含氧酸根离子 ＞F- B.阳极是活泼电极时：电极本身被氧化，溶液中的离子不放电。
5．电解反应方程式的书写步骤：①分析电解质溶液中存在的离子；②分析离子的放电顺序；③确定电极、写出电极反应式；④写出电解方程式。如：解NaCl溶液：2NaCl+2H电解
2O ====H2↑+Cl2↑+2NaOH，溶质、溶剂均发生电解反应，PH增大
⑵电解CuSO电解
4溶液：2CuSO4 + 2H2O====2Cu + O2↑+ 2H2SO4溶质、溶剂均发生电解反应， PH减小。
⑶电解CuCl电解
2溶液：CuCl2==== Cu＋Cl2 ↑
电解盐酸： 2HCl ==== 电解
H2↑＋Cl2↑溶剂不变，实际上是电解溶质，PH增大。
⑷电解稀H电解
2SO4、NaOH溶液、Na2SO4溶液：2H2O==== 2H2↑ + O2↑，溶质不变，实际上是电解水，PH分别减小、增大、不变。酸、碱、盐的加入增加了溶液导电性,从而加快电解速率（不是起催化作用）。 ⑸电解熔融NaOH: 4NaOH ====4Na + O电解
2↑ + H2O↑
⑹用铜电极电解Na2SO4溶液: Cu +2H电解
2O==== Cu(OH)2 + H2↑ （注意：不是电解水。） 6．电解液的PH变化:根据电解产物判断。口诀：“有氢生成碱，有氧生成酸；都有浓度大,都无浓度小”。（“浓度大”、“浓度小”是指溶质的浓度） 7．使电解后的溶液恢复原状的方法：
先让析出的产物（气体或沉淀）恰好完全反应，再将其化合物投入电解后的溶液中即可。①NaCl溶液：通HCl气体（不能加盐酸）；②AgNO3溶液：加Ag2O固体（不能加AgOH）；③CuCl2溶液：
加CuCl2固体；④KNO3溶液： 加H2O；⑤CuSO4溶液：CuO（不能加Cu2O、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3）。 8．电解原理的应用
A、电解饱和食盐水（氯碱工业） ⑴反应原理
阳极： 2Cl- - 2e-== Cl2↑
阴极： 2H+ + 2e-== H2↑ 总反应：2NaCl+2H电解
2O====H2↑+Cl2↑+2NaOH
⑵设备 （阳离子交换膜电解槽）
①组成：阳极—Ti、阴极—Fe
②阳离子交换膜的作用：它只允许阳离子通过而阻止阴离子和气体通过。
⑶制烧碱生产过程 （离子交换膜法）①食盐水的精制：粗盐（含泥沙、Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42-等）→加入NaOH溶液→加入BaCl2溶液→加入Na2CO3溶液→过滤→加入盐酸→加入离子交换剂(NaR) ②电解生产主要过程（见图20-1）：NaCl从阳极区加入，H2O从阴极区加入。阴极H+ 放电，破坏了水的电离平衡，使OH-浓度增大，OH-和Na+形成NaOH溶液。
B、电解冶炼铝 ⑴原料：（A）、冰晶石：Na3AlF6=3Na++AlF63-
（B）、氧化铝： Al2O3
⑵ 原理 阳极2O2－
－ 4e- =O2↑
阴极Al3＋
+3e- =Al
总反应：4Al3++6O2ˉ====4Al+3O电解
2↑
⑶ 设备：电解槽（阳极C、阴极Fe） 因为阳极材料不断地与生成的氧气反应：C+O2 → CO+CO2，故需定时补充。
C、电镀：用电解的方法在金属表面镀上一层金属或合金的过程。
⑴镀层金属作阳极，镀件作阴极，电镀液必须含有镀层金属的离子。电镀锌原理： 阳极 Zn－2eˉ = Zn2+ 阴极 Zn2++2eˉ=Zn
⑵电镀液的浓度在电镀过程中不发生变化。⑶在电镀控制的条件下，水电离出来的H+和OHˉ一般不起反应。⑷电镀液中加氨水或 NaCN的原因：使Zn2+离子浓度很小，镀速慢，镀层才能致密、光亮。
D、电解冶炼活泼金属Na、Mg、Al等。
E、电解精炼铜：粗铜作阳极，精铜作阴极，电解液含有Cu2+。铜前金属先反应但不析出，铜后金属不反应，形成 “阳极泥”。
【练习】
1、用惰性电极电解下列物质的溶液，试判断:
2、如图所示装置，指出A、B池的名称、电极名称、电极反应式、二池pH值的变化情况。 3、判断下列组合中各是什么装置,写出的电极反应，并判断溶液PH的变化。
篇二：原电池和电解池全面总结(热点)
一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。 【注意】
1．电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质也不是非电解质。
2．化合物为电解质，其本质是自身能电离出离子，有些物质溶于水时所得溶液也能导电，但这些物质自身不电离，而是生成了一些电解质，则这些物质不属于电解质。如：SO2、SO3、CO2、NO2等。 3．常见电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水。 二.强电解质和弱电解质
强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。
1．强、弱电解质的范围：
强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水
2．强、弱电解质与溶解性的关系：
电解质的强弱取决于电解质在水溶液中是否完全电离，与溶解度的大小无关。一些难溶的电解质，但溶解的部分能全部电离，则仍属强电解质。如：BaSO4、BaCO3等。 3．强、弱电解质与溶液导电性的关系：
溶液的导电性强弱与溶液中的离子浓度大小有关。强电解质溶液的导电性不一定强，如很稀的强电解质溶液，其离子浓度很小，导电性很弱。而弱电解质溶液的导电性不一定弱，如较浓的弱电解质溶液，其电离出的离子浓度可以较大，导电性可以较强。
4．强、弱电解质与物质结构的关系：
强电解质一般为离子化合物和一些含强极性键的共价化合物，弱电解质一般为含弱极性键的化合物。 5．强、弱电解质在熔融态的导电性：
离子型的强电解质由离子构成，在熔融态时产生自由移动的离子，可以导电。而共价型的强电解质以及弱电解质由分子构成，熔融态时仍以分子形式存在，所以不导电。 三、弱电解质的电离平衡：
强电解质在溶液中完全电离，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中电离时，不完全电离，存在电离平衡。当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时，则建立了电离平衡。其平衡特点与化学平衡相似。（动、定、变） 1．电离方程式：
书写强电解质的电离方程式时常用“→”，书写弱电解质的电离方程式时常用“”。 2．电离平衡常数：
在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
K的意义：K值越大，表示该电解质较易电离，所对应的弱酸弱碱较强。从 和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：
>
或
的大小，可以判断弱酸
>
>
>
>
>
>
【注意】
（1）电离常数服从化学平衡常数的一般规律，只受温度影响，与溶液的浓度无关。温度一定时，弱电解质具有确定的电离常数值。
（2）电离常数越大，达到平衡时弱电解质电离出的离子越多，电解质电离程度越大。
（3）多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，每一步电离程度各不相同，差异较大，且逐级减小，故以第一步电离为主，氢离子主要由第一步电离产生。
3．电离度：
弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数的百分率，称为电离度。常用α表示：
已电离的溶质分子数α=?100%
原有溶质分子总数
四. 水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：
－－
H2O+H2
O H3O++HO- 简写为 H2
O H++OH- （正反应为吸热反应）其电离平衡常数：Ka =
[H?][OH-]+-=[H][OH] [H2O]
⑵水的离子积常数：Kw=[H][OH] 0-14 2-20-122-225C 时Kw =1.0×10mol·L ，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。如100C 时Kw =1.0×10 mol·L . ⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。 2. 影响水的电离平衡的因素
+-⑴酸和碱:酸或碱的加入都会电离出 H或OH,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
+-+
⑵温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离， [H]与[OH]同时同等程度的增加，pH变小，但[ H]
-与[OH]始终相等，故仍呈中性。
⑶能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
++
⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H直接作用，使[ H]减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
3.溶液的酸碱性和pH的关系
+
⑴ pH的计算： pH=-lg[H] ⑵酸碱性和pH的关系：
+－-7 -1
在室温下，中性溶液：[H]=[OH]=1.0×10mol· L, pH =7
+－+-7-1
酸性溶液： [H]＞[OH] , [H]＞1.0×10 mol·L, pH ＜7
+－+-7-1
碱性溶液： [H]＜[OH] , [H]＜1.0×10 mol·L, pH ＞7 ⑶pH的测定方法：
①酸碱指示剂:粗略地测溶液pH范围 ②pH试纸:精略地测定溶液酸碱性强弱 ③pH计: 精确地测定溶液酸碱性强弱
4．酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算：
+
①酸混合：直接算 [ H]，再求pH 。
-+
②碱混合：先算[ OH]后转化为[ H]，再求pH 。
+-+
③酸碱混合：要先看谁过量，若酸过量，求 [H]，再求pH；若碱过量，先求[ OH]，再转化为[ H]，最后求pH 。 [H]混 =
+
+
-
[H?]酸V酸－[OH-]碱V碱
V酸?V碱
[OH]混 =
－14
－1
－
[OH-]碱V碱?[H?]酸V酸
V酸?V碱
－13
－1
【例1】25 ℃时水的KW＝1.0×10 mol?L，而100 ℃时水的KW＝5.5×10 mol?L。若在100 ℃时某溶液的
－7－1
[H＋]＝1.0×10 mol?L，则该溶液呈( )
A．酸性 B．中性 C．碱性 D．可能是酸性，也可能是碱性
－＋－13－1－7－1－6 －1＋
解析： 100 ℃时中性溶液中[OH]＝KW[H]＝5.5×10mol2?L1.0×10 mol?L＝5.5×10 mol?L>[H]，故溶液呈碱性。 答案： C
＋－12 －1
【例2】在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H]＝1×10mol?L，则该溶液的pH可能是( ) A．12B．7C．6 D．2
解析： 纯水中由水电离出的[H]水＝[OH]水，向纯水中加酸或碱，水的电离均受到抑制，水的电离平衡左移，
＋－＋－－－＋－12
水电离出的H和OH的量相应减少，但[H]水＝[OH]水。若为酸，则[OH]液＝[OH]水＝[H]水＝1×10mol?L－1
。答案： AD 五．盐类水解
+- 1．盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H或OH生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，
使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性。盐的水解可看作酸碱中和反应的逆过程，为吸热反应。 2、盐类水解规律 (1)强弱规律：“有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。”
(2)大小规律：①“水解程度小，式中可逆号，水解产物少，状态不标号。”②多元弱酸盐的水解是分步进行的，
2-----且以第一步为主。 如：CO3 + H2O HCO3 + OHHCO3 + H2O H2CO3 + OH (3)酸式盐规律:
① 强酸酸式盐溶液呈强酸性。如NaHSO4、NH4HSO4
②强碱弱酸酸式盐溶液显何性，必须比较其阴离子的电离程度和水解程度。 电离程度＞水解程度，则溶液显酸性。如NaH2PO4、NaHSO3 电离程度＜水解程度，则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS 3．大多数盐类水解程度较低，但其过程促进了水的电离。
盐类水解的程度主要决定于盐的本性，组成盐的酸根对应的酸(或阳离子对应的碱)越弱，水解程度就越大，其盐溶液的碱性(或酸性)越强。
升高温度、水解程度增大；在温度不变的条件下，稀释溶液，水解程度增大，另外，加酸或加碱抑制水解。4．水解反应可用化学方程式或离子方程式表示，书写时应注意。
(1)一般用可逆号“”，只有互相促进的完全水解（即有沉淀或气体产生的互促水解）才用“＝”。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，可用多步水解方程式表示。 (3)一般不写“↓”和“↑”，水解程度大的例外。 六.盐类水解的应用
(1)配制某些盐溶液时要考虑盐的水解:如配制FeCl3、SnCl2、Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
(2)制备某些盐时要考虑水解:Al2S3、MgS、Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。
(3)制备氢氧化铁胶体时要考虑水解。利用加热促进水解来制得胶体。FeCl3+3H2O→Fe(OH)3(胶体)+3HCl
(4)某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨砂口玻璃瓶中。NaF溶液不能保存在玻璃试剂瓶中。
(5)证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu(OH)2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
(6)采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。如不纯的KNO3
3＋3＋
中常含有杂质Fe，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe。 (7)向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO或Mg2CO3除去FeCl3。
(8)某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解:如Mg、Al、Zn等活泼金属与NH4Cl、CuSO4 、AlCl3 等溶液反应。3Mg+2AlCl3 +6H2O→3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
(9)判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解。如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
(10)判断酸碱中和至pH=7时，酸碱的用量（如用氨水与盐酸反应至pH=7时是氨水过量）。
(11)测定盐溶液pH时，试纸不能湿润，若中性溶液，测得pH不变仍为7，若强酸弱碱盐溶液，测得pH比实际偏大，若强碱弱酸盐溶液，测得pH比实际偏小，
(12)加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解。
加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质;加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质;加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到Fe(OH)3,灼烧得Fe2O3 ;加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时,得不到固体;加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐;加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体;加热Na2SO3型盐溶液，最后被空气氧化为Na2SO4。
3＋
(13)净水剂的选择:如Al ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。 (14)小苏打片可治疗胃酸过多。
(15)某些显酸性的盐溶液和某些显碱性的盐溶液反应［如Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液反应会产生大量CO2——泡沫
3＋-灭火器］。如：Al+ 3HCO3→Al(OH)3↓+ 3CO2↑
＋－
(16)某些化肥是否能混施（如草木灰不宜与铵态氮肥及过磷酸钙混合使用）。
(17)解释某些生活现象时应考虑盐的水解，如炸油条用明矾、纯碱；ZnCl2、NH4Cl作焊 药； 热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液去污能力强。
七.溶液中离子浓度大小比较
1.电离平衡理论和水解平衡理论a.电离理论：
⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。
【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++OH-，所以溶液中微粒浓度关
+-2--系为：c(H2S)＞c(H)＞c(HS)＞c(S)＞c(OH)。
b.水解理论：
⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或
+-OH）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H)（或碱性溶液中的
-c(OH)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系： c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。
(3)多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 例如: Na2CO3溶液中水解平衡为：CO32-+H2O
HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的
关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。 2.电荷守恒和物料守恒
a．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出： c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)
b．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
c．导出式——质子守恒：
如碳酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将Na+离子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。如醋酸钠溶液中由电荷守恒和物料守恒将钠离子消掉可:c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。 （电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等） 3.解题指导
电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。首先必须有正确的思路：
其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。 【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是（ ） A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L
分析：由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SH+HS，HSH+S2-，H2OH+OH，根据电荷守恒得
+-2--c(H)=c(HS)+2c(S)+c(OH)，由物料守恒得c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L，所以关系式错误的是A项。
【例2】室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不正确的是（ ）
+
--+
+
-
【例6】用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中C(CH3COO)＞C(Na)，对该混合溶液的下列判断正确的是( )
+--A.C(H)＞C(OH) B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO)＝0.2 mol/L
---C.C(CH3COOH)＞C(CH3COO)D.C(CH3COO)＋C(OH)＝0.2 mol/L
-+
分析：CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知C(CH3COO)＞C(Na)，
--++-+
根据电荷守恒C(CH3COO)＋C(OH)＝C(Na)＋C(H)，可得出C(OH)＜C(H)。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的
-电离趋势大于CH3COO的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。
-1
【例7】在10ml 0.1mol·LNaOH溶液中加入同体积、同浓度HAc溶液，反应后溶液中各微粒的浓度关系错误的是()。
+-+-+--+
A．c(Na)＞c(Ac)＞c(H)＞c(OH) B．c(Na)＞c(Ac)＞c(OH)＞c(H)
+-++--C．c(Na)＝c(Ac)＋c(HAC) D．c(Na)＋c(H)＝c(Ac)＋c(OH)
-3
[解析]由于混合的NaOH与HAc物质的量都为1×10mol，两者恰好反应生成NaAc，等同于单一溶质:
---+--+
由于少量Ac发生水解：Ac + H2OHAc+ OH,故有c(Na)＞c(Ac)＞c(OH)＞c(H)，根据物料守恒C正确，根据电荷守恒D正确，A错误,故该题选项为A。
－－
【例8】： 将0.2mol·L1HCN溶液和0.1mol·L1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是
－＋－－－－－
A. c(HCN)<c(CN) B. c(Na)>c(CN)C. c(HCN)－c(CN)＝c(OH) D. c(HCN)＋c(CN)＝0.1mol·L1
解析：上述溶液混合后，溶质为HCN和NaCN，由于该题已说明溶液显碱性，所以不能再按照HCN的电离处理，而
＋－
应按NaCN水解为主。所以c(Na)>c(CN)，选B D 金属的电化学腐蚀
-+
（一）金属腐蚀：是指金属或合金跟接触的气体或液体发生氧化还原反应而腐蚀损耗的过程。 （二）金属腐蚀的本质 （三）金属腐蚀的类型
1、化学腐蚀： 金属跟接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀。 影响因素：和接触物质的氧化性及温度有关。
2、电化学腐蚀：不纯的金属或合金与电解质溶液接触，会发生原电池反应，比较活泼的金属失电子被氧化的腐蚀。
3．为什么铁在干燥的空气中不易生锈，在潮湿的空气中却易生锈？
钢铁的析氢和吸氧腐蚀
1、 铁锈的成份是什么？是怎样形成的？
篇三：苏教版-选修四-专题一-原电池和电解池全面总结(热点)
原电池和电解池
5
6
考点解说
1．电化腐蚀：发生原电池反应，有电流产生 （1）吸氧腐蚀
负极：Fe－2e-==Fe2+
正极：O2+4e-+2H2O==4OH- 总式：2Fe+O2+2H2O==2Fe(OH)2
4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3 2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
+-（2）析氢腐蚀： CO2+H2OH2CO3H+HCO3
负极：Fe －2e-==Fe2+
正极：2H+ + 2e-==H2↑
总式：Fe + 2CO2 + 2H2O = Fe(HCO3)2 + H2↑ Fe(HCO3)2水解、空气氧化、风吹日晒得Fe2O3。 2．金属的防护
⑴改变金属的内部组织结构。合金钢中含有合金元素，使组织结构发生变化，耐腐蚀。如：不锈钢。⑵在金属表面覆盖保护层。常见方式有：涂油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等；使表面生成致密氧化膜；在表面镀一层有自我保护作用的另一种金属。⑶电化学保护法
①外加电源的阴极保护法:接上外加直流电源构成电解池，被保护的金属作阴极。 ②牺牲阳极的阴极保护法：外加负极材料，构成原电池，被保护的金属作正极 3. 常见实用电池的种类和特点
⑴干电池（属于一次电池）
①结构：锌筒、填满MnO2的石墨、溶有NH4Cl的糊状物。 ②电极反应 负极：Zn-2e-=Zn2+
正极：2NH4++2e-=2NH3+H2
NH3和H2被Zn2＋、MnO2吸收： MnO2+H2=MnO+H2O,Zn2＋＋4NH3=Zn(NH3)42＋ ⑵铅蓄电池（属于二次电池、可充电电池） ① 结构：铅板、填满PbO2的铅板、稀H2SO4。
② A.放电反应 负极： Pb-2e
+ SO
4 = PbSO4
正极： PbO2 +2e+4H + SO4 = PbSO4 + 2H2O
B.充电反应 阴极：PbSO4 +2e-= Pb+ SO42-
阳极：PbSO4 -2e- + 2H2O = PbO2 +4H+ + SO42-
总式：Pb + PbO2 + 2H2SO4
===
放电充电
-+
2-
-2-
2PbSO4 + 2H2O
注意：放电和充电是完全相反的过程，放电作原电池，充电作电解池。 ⑶锂电池
① 结构：锂、石墨、固态碘作电解质。 ②电极反应 2Li-2e- = 2Li+
正极： I2 +2e- = 2I-总式：2Li + I2 = 2LiI
⑷A.氢氧燃料电池
① 结构：石墨、石墨、KOH溶液。
②电极反应负极： H2- 2e+ 2OH- = 2H2O
正极： O2 + 4e- + 2H2O = 4OH- 总式：2H2+O2=2H2O
B．铝、空气燃料电池 以铝—空气—海水电池为能源的新型海水标志灯已研制成功。这种灯以取之不尽的海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而源源不断产生电流。只要把灯放入海水中，数分钟后就会发出耀眼的闪光，其能量比干电池高20～50倍。 电极反应：铝是负极 4Al-12e-== 4Al3+；
石墨是正极 3O2+6H2O+12e==12OH
4．电解反应中反应物的判断——放电顺序
⑴阴极-阴极材料(金属或石墨)总是受到保护。
阳离子得电子顺序 — 金属活动顺序表的反表：
--
-
K+ <Ca2+ < Na+ < Mg2+ < Al3+< (H+水电离的) < Zn2+ < Fe2+ < Sn2+ < Pb2+ <(H+酸电离的)< Cu2+ < Fe3+< Hg2+ < Ag+
⑵阳极-阳极材料是惰性电极(C、Pt、Au、Ti等)时：
阴离子失电子：S2- ＞ I- ＞ Br- ＞ Cl- ＞ OH- ＞ NO3- 等含氧酸根离子 ＞F-
阳极是活泼电极时：电极本身被氧化，溶液中的离子不放电。 6．电解液的PH变化:根据电解产物判断。 口诀：“有氢生成碱，有氧生成酸；都有浓度大,都无浓度小”。（“浓度大”、“浓度小”是指溶质的浓度） 7．使电解后的溶液恢复原状的方法：
一般需要加入阳极产物与阴极产物构成的化合物。如
①NaCl溶液：通HCl气体（不能加盐酸）； ②AgNO3溶液：加Ag2O固体（不能加AgOH）； ③CuCl2溶液：加CuCl2固体； ④KNO3溶液： 加H2O； ⑤CuSO4溶液：CuO 8．电解原理的应用
A、电解饱和食盐水（氯碱工业） ⑴反应原理
阳极： 2Cl- - 2e-== Cl2↑ 阴极： 2H+ + 2e== H2↑
总反应：2NaCl+2H2O====H2↑+Cl2↑+2NaOH⑵设备 （阳离子交换膜电解槽）
电解
-
①组成：阳极—Ti、阴极—Fe
②阳离子交换膜的作用：它只允许阳离子通过而阻止阴离子和气体通过。 ⑶制烧碱生产过程 （离子交换膜法）
①食盐水的精制：粗盐（含泥沙、Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42- 等）→加入NaOH溶液→加入BaCl2溶液→加入Na2CO3溶液→过滤→加入盐酸→加入离子交换剂(NaR) ②电解生产主要过程（见图20-1）：NaCl从阳极区加入，H2O从阴极区加入。阴极H+ 放电，破坏了水的电离平衡，使OH浓度增大，OH和Na形成NaOH溶液。 B、电解冶炼铝
⑴原料：（A）、冰晶石：Na3AlF6=3Na+AlF6
（B）、氧化铝： 铝土矿 ——→ NaAlO2 ——→ Al(OH)3 —→ Al2O3
过滤
过滤
NaOH
CO2
△
+
3---+
⑵ 原理 阳极2O2－ － 4e- =O2↑ 阴极Al+3e =Al
总反应：4Al3++6O2ˉ====4Al+3O2↑
⑶ 设备：电解槽（阳极C、阴极Fe） 因为阳极材料不断地与生成的氧气反应：C+O2 → CO+CO2，故需定时补充。 C、电镀：用电解的方法在金属表面镀上一层金属或合金的过程。
⑴阳极：镀层金属，阴极：待镀金属制品，电镀液：含有镀层金属的离子的溶液。 电镀锌原理：阳极 Zn－2eˉ = Zn2+阴极 Zn+2eˉ=Zn ⑵电镀液的浓度在电镀过程中不发生变化。
⑶在电镀控制的条件下，水电离出来的H+和OHˉ一般不起反应。
⑷电镀液中加氨水或 NaCN的原因：使Zn离子浓度很小，镀速慢，镀层才能致密、光亮。 D、电解冶炼活泼金属Na、Mg、Al等。
E、电解精炼铜：粗铜作阳极，精铜作阴极，电解液含有Cu。铜前金属（eg：Zn，Ni，Cu）先反应但不析出，
铜后金属（eg：Ag，Au，Pt）不反应，沉积形成 “阳极泥”。
2+
2+
2+
3＋
-
电解
《原电池和电解池全面总结(热点)》出自：百味书屋
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